Понижение диссоциации слабых оснований

Заметное влияние на степепь диссоциации слабого электролита оказывает присутствие в растворе сильной кислоты или основания. Прибавление сильной кислоты к раствору слабой кислоты приводит к понижению степени электролитической диссоциации слабого электро- [c.14]

Составляя подобным же образом таблицу изменения потенциала водородного электрода при титровании сильных кислот слабыми основаниями, слабых кислот сильными или слабыми основаниями (и наоборот) убедимся, что скачок потенциала р зко уменьшается с понижением степени диссоциации реагирующих кислот и оснований. Это обстоятельство отражено в уравнениях (76) и (96), поскольку в них входят константы диссоциации кислот и оснований. [c.42]

Повышение температуры, усиливая диссоциацию воды, повышает концентрацию водородных и гидроксильных ионов. При гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, в том же направлении влияет и понижение концентрации раствора. Поэтому для усиления гидролиза следует пользоваться более разбавленными растворами и работать при более высокой температуре. Для ослабления гидролиза благоприятны противоположные условия. [c.60]

В неводных растворах у большинства электролитов степень диссоциации меньше, чем в водных. Даже полностью диссоциированные в воде электролиты в большинстве неводных растворителей диссоциируют частично. Уменьшение силы слабых в воде электролитов в неводных растворах может быть очень значительным. Только в некоторых случаях удается усилить диссоциацию слабых электролитов подбором соответствующей среды. Например, сила слабых в воде оснований увеличивается в протогенных растворителях (уксусная кислота), а очень слабых кислот —в протофильных растворителях (жидкий аммиак). Величины равновесных концентраций ионов одних и тех же электролитов при одной и той же концентрации растворенного вещества в различных растворителях изменяются, что влияет на ионную силу раствора. Поэтому отклонение величины % при данной концентрации от Яог может быть различным. Кроме этого, понижение удельной электропроводности раствора электролита при титровании в неводных растворах может быть вызвано уменьшением равновесных концентраций ионов, обусловленным ослаблением силы электролитов. Поэтому удельная электропроводность растворов одного и того же электролита в различных растворителях и ее изменение в процессе титрования в различных растворителях могут варьироваться в широких пределах. [c.26]

Теоретические кривые титрования смесей оснований показаны на рис. 40. Если сравнить эти кривые с кривыми титрования смесей кислот (см. рис. 37), то можно заметить, что они совпадают не полностью. Отличие заключается прежде всего в том, что понижение электропроводности раствора до первой точки эквивалентности при титровании смесей оснований менее сильное, чем при титровании смесей кислот, что объясняется более низкой подвижностью гидроксильных ионов, по сравнению с подвижностью водородных ионов. Изменение электропроводности при титровании слабого основания и слабой кислоты в смесях полностью совпадает, если равны константы диссоциации слабых электролитов и подвижности их катионов и анионов. Однако избыток сильной кислоты при титровании смесей оснований вызывает более сильное повышение электропроводности раствора, чем избыток сильного основания при титровании кислых смесей. Можно отметить, что закругление кондуктометрической кривой в первой точке эквивалентности при титровании смеси, содержащей сильное и слабое основания с рКь = 4, менее резко выражено по сравнению с кривой титрования смесн кислот такой же силы. [c.106]

Степень гидролиза р зависит от температуры, концентрации раствора и pH среды. Повышение температуры, усиливая диссоциацию воды, увеличивает концентрацию водородных и гидроксильных ионов. При гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, имеет значение и понижение концентрации раствора. Поэтому для усиления гидролиза следует пользоваться разбавленными растворами с более высокой температурой. Если какой-нибудь продукт гидролиза выделяется из раствора, выпадая в осадок, или улетучивается, то гидролиз протекает практически с полным разложением исходной соли. [c.24]

Электропроводность растворов электролитов. Степень диссоциации слабого электролита вычисляют на основании понижения температуры замерзания его растворов или измеряя их электропроводность. Рассмотрим последний метод. Ионы являются переносчиками электрического тока в растворе отсюда следует, что электропроводность данного количества растворенного электролита при данной температуре будет зависеть от степени его диссоциации. Поэтому электропроводность может служить мерилом степени диссоциации слабого электролита. [c.51]

В случае цинхонина картина иная. Цинхонин — слабое основание (константа диссоциации порядка 10 ), однако при копцентрациях 10 —10" п. в слабокислом растворе его можно считать диссоциированным полностью. Как видно на рис. 7, при понижении количества цинхонина ток обмена остается практически равным нулю вплоть до содержания его около- [c.178]

Степень диссоциации а слабых электролитов в соответствии с уравнением (19) или (19а) определяется на основании отклонений понижения температур замерзания и повьппения температур кипения от закона Рауля — Вант-Гоффа. Для слабых кислот (принимая во внимание общую концентрацию) можно определить и концентрацию водородных ионов. [c.103]

Скачок потенциала резко уменьшается с понижением степени диссоциации (рис. 5) и с разбавлением титруемого раствора и титранта. Если 10 н. растворы сильных кислот (оснований) еще можно с достаточной точностью титровать разбавленными растворами сильных оснований (кислот), то при титровании слабых электролитов для получения точных результатов следует применять концентрированные (до 1 н.) растворы титрантов. [c.64]

Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой диссоциации. Степень диссоциации слабого электролита, определенная для разбавленного электролита различными способами, дает удовлетворительные совпадения. Один из способов определения степени диссоциации слабого электролита основан на измерении осмотического давления, понижении давления пара, понижении температуры замерзания или повышении температуры кипения. В этом случае величина измеренного свойства для электролитов оказывается в i раз больше по сравнению с неэлектролитами, причем изотонический коэффициент i достаточно простым соотношением связан со степенью диссоциации. Так, в частаом случае бинарного электролита, молекулы которого распадаются на два иона, например для гидроокиси аммония, получается следующее выражение изотонического коэффициента ( 69) через степень диссоциации [c.238]

Криоскопия — физико-химический метоя исследования, основанный на измерении понижения температуры замерзания раствора нелетучего соединения по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. Применяется для определения молекулярной массы растворенного вещества, степени диссоциации слабых электролитов, чистоты органических веществ и других целей. Понижение температуры АТ связано с количеством растворенного вещества п следующим соотношением [c.173]

Как видно из рис. 19, константа ионизации Н-формы ионита в большей мере влияет на равновесие при реакции нейтрализации, чем УСь основания. Это объясняется подавлением диссоциации групп КН в слабокислотном катионите ионизированными солевыми группами НА, тогда как в растворе чистого основания по мере понижения концентрации степень диссоциации возрастает. При Сдон< слабое основание почти полностью диссоциировано и не отличается от сильного основания. [c.58]

Для дифференцированного кондуктометрического титрования смесей солей слабых кислот или солей слабых оснований необходимо, чтобы разница в значениях показателей констант диссоциации последовательно вытесняемых слабых кислот или слабых оснований была 2, если концентрации солей мало отличаются, и 3, если концентрации сильно отличаются друг от друга. При титровании сначала вытесняется более слабый электролит, затем более сильный. Однако кроме этого необходимо, чтобы отличались подвижности анионов слабых кислот, если титруют смесь солей слабых кислот, или подвижности катионов слабых оснований, если проводят анализ смеси солей слабых оснований. Поскольку подвижности анионов и катионов (кроме ОН и Н+) в общем мало отличаются, достаточно четкий излом, фиксирующий окончание взаимодействия первой соли, наблюдается только в некоторых случаях. Например, дифференцированное титрование компонентов имеет место в смеси гидрохлорида гидрокси-ламина и хлорида аммония. При взаимодействии с щелочью сначала вытесняется гидроксиламин, затем аммиак. Подвижность ионов аммония выше, чем гидрокси-ламмония, поэтому понижение электропроводности раствора при вытеснении гидроксиламина менее сильное, чем при вытеснении аммиака. Избыток щелочи вызывает резкое увеличение электропроводности раствора. [c.55]

Сопоставим теперь некоторые данные табл. П-4 и П-5. Легко увидеть несоответствие между относительной активностью различных ЭД как комплексообразующих агентов и вызываемыми ими кинетическими эффектами значения к возрастают в сопоставляемых системах несравненно сильнее, чем доля соответствующего связанного ЭД. Следовательно, наблюдаемые различия обусловлены главным образом зависимостью характера изменения исходного металлоргани-ческого агента при комплексообразовании от природы ЭД. По-видимому, каталитические количества относительно слабых оснований Льюиса (КаО, ТГФ), воздействуя на состояние активной связи С—М1, лишь в ограниченной степени влияют на диссоциацию ассоциированных форм металлорганичееких соединений. Для ЭД высокой основности (тетраметилэтилендиамин и др.) необходимо учитывать возможность более существенного возмущения указанной активной связи, резкого понижения акцепторных свойств противоиона и, вследствие этого, значительного — вплоть до полного — превращения исходного соединения (КМ1) в мономерную форму КМ1-В. С этой точки зрения основной причиной, обусловливающей особенно сильное влияние определенных ЭД на кинетику полимеризации, может оказаться существенное возрастание числа действующих активных центров. Точное определение относительного вклада каждого из отмеченных факторов в суммарный результат пока не представляется возможным. [c.60]

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, таких, как растворы солей алкалоидов и синтетических азотистых оснований, в которых гидролиз протекает практически полностью. Ионы гидроксила, образуюш 1еся при диссоциации молекулы воды, связываются в малодиссоциируемое основание ВОН, в результате в растворе накапливаются свободные ионы Н" , что приводит к понижению pH раствора [c.136]

КРИОСКОПИЯ (греч. kryos - холод и s opeo — смотрю) — определение молекулярной массы вещества измерением понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. Л етод К. предложил Ф. Рауль в 1882— 1888 гг. для определения молекулярной массы растворенного вещества, а также его актнвносри в растворе, что дает возможность рассчитывать осмотическое давление, относительное понижение давления пара растворителя или степень электролитической диссоциации растворенного слабого электролита. На основании закона Ф. Рауля понижение 1ем-пературы замерзания раствора пропорционально его молекулярной концентрации. Метод К. применяется для определения содержания примесей при приготовлении веществ высокой степени чистоты, [c.140]

Слабые кислоты. При титровании умеренно слабой кислоты, например уксусной, сильным основанием, например гидратом окиси натрия, получается кривая титрования I, изображенная на рис. 25. Исходный раствор слабой кислоты имеет малую электропроводность, и прибавление щелочи может вызвать вначале ее дальнейшее понижение, несмотря на образование хорошо проводящей соли, например уксуснокислого натрия, о объясняется тем, что общий анион, т. е. ион ацетата, под авляет диссоциацию уксусной кислоты. Однако по мере дальнейшего прибавления щелочи электропроводность сильно диссоциированной соли скоро превосходит электропроводность слабой кислоты, которую она замещает, и удельная электропроводность раствора начинает возрастать. После достижения эквивалентной точки электроп роводность возрастает еще быстрее благодаря образованию избытка свободной щелочи в этой области кривая титрования параллельна соответствующей части кривой, изображенной на рис. 24. [c.116]

Способность связывать Н-ионы выражена у солей гемоглобина значительно сильнее, чем у солей оксигемоглобина. Другими словами, это значит, что гемоглобин является более слабой органической киолотой, чем оксигемоглобин. Вследствие этого при диссоциации оксигемоглобина в тканевых капиллярах на кислород и гемоглобин появляется дополнительное количество оснований (щелочно реагирующих солей гемоглобина), способных реагировать с углекислотой, т. е. увеличивать резервную щелочность. Наоборот, присоединение кислорода к гемоглобину в легочных капиллярах приводит к некоторому подкислению крови, вытеснению части Н2СО3 йз бикарбонатов и понижению щелочного резерва крови. [c.459]

Особенно пригодно титрование, основанное на измерении электропроводности, для реакций нейтрализации очень слабых кислот и оснований с константами диссоциации порядка величины 10 и ниже. Здесь получаются значительно более благоприятные условия, нежели при титровании с помощью индикаторов, так как, благодаря графическому определению точки эквивалентности, гидролиз менее влияет на результаты титрования. Для графической экстраполяции пользуются как раз теми (прямолинейными) отрезками кривой титрования, которые соответствуют отсутствию гидролиза, благодаря присутствующим еще свободным слабым кислотам или избыточной щелочи. Вследствие этого получаются безукоризненные результаты даже при таких условиях, когда титрование с помощью индикаторов дает явно пониженные или же совершенно негодные результаты. I. М. Kolthoff 2 титровал например, еще 0,01 н. борную кислоту с помощью 0,1 н. щелочи с точностью до 0,3%, 0,01 н. фенол с помощью 0,1 и. щелочи с точностью до 0,7% и 0,1 мол. гексаметилентетра-мин с помощью 0,1 н. соляной кислоты с теоретическим результатом. [c.466]

I — не постоянная величина, а величина, зависящая от концентрации. Мы можем в этом и сами убедиться, взглянув на табл. 4.1, в которой приведены результаты классической работы Нойеса и Фолка. Согласно теории Аррениуса, кислоты, основания и соли в водных растворах в той или иной степени подвержены диссоциации. Это приводит к увеличению числа частиц, в растворе, что в свою очередь обусловливает повышение осмотического давления, понижение температур замерзания и соответствующие изменения других сопряженных свойств. Аррениус не делал при этом различия между сильными электролитами, такими, как галогениды щелочных металлов, которые, как теперь известно, находятся в растворе в полностью ионизированном состоянии, и слабыми электролитами, например низшими членами ряда жирных кислот. В дальнейшем было выяснено, что к сильным и слабым электролитам необходимы различные математические подходы, однако это нисколько не уменьшает ценности блестящей исходной идеи Аррениуса. [c.202]

Концентрацию ионов водорода (гидроксила) в растворе слабой кислоты (основания) в присутствии ее соли можно вычислить по следующей приближенной формуле [Н ]-=/СС/д (для основания соответственно [ОН ] = КС/а , где К — константа диссоциации, С — концентрация кислоты (основания) и а — концентрация соли. Например, для 0,1 н. раствора уксусной кислоты, содержащего одновременно /юо нормального веса (N=M = 82) Ha OONa в литре, концентрация иона водорода будет равна [Н-] = 0,1-2- 10-5/0,01 = 2- 1Q-4, т. е. 0,0002 г-ион/л. Так как тот же 0,1 н. раствор уксусной кислоты в отсутствие соли содержит 0,0014 г-ион водорода (доп. 21), видим, что прибавление даже такого ничтожного количества соли, как 0,8 г на литр, вызывает понижение концентрации ионов водорода в семь раз. [c.188]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология